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高中化学知识点总结填空
化学反应与原理章节知识点梳理
第一章化学反应与能量
一、焓变反应热
1.反应热:
一定条件下,一定物质的量的反应物之间反应所放出或吸收的热量
2.焓变(ΔH)的意义:
在恒压条件下进行的化学反应的热效应
(1).符号:
(2).单位:
3.产生原因:
化学键断裂—热化学键形成——热
放热反应(放热吸热)△H为“”或△H0
吸热反应(吸热放热)△H为“”或△H0
☆常见放热反应:
①②③
④⑤
☆常见的吸热反应:
①l②
③
二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:
①必须标出能量变化。
②必须标明聚集状态(分别表示固液气态,水溶液中溶质用表示)
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是,也可以是
⑤各物质系数加倍,△H;反应逆向进行,△H
三、燃烧热
1.概念:
25℃,101kPa时,。
燃烧热的单位用表示。
※注意:
①研究条件:
101kPa②反应程度:
完全燃烧,产物是。
③燃烧物的物质的量:
④内容:
放出的热量。
(ΔH0,单位)
四、中和热
1.概念:
溶液中,的反应热。
2.强酸与强碱的中和反应其实质是和反应,其热化学方程式为:
3.弱酸或弱碱,所以它们反应时的中和热57.3kJ/mol。
4.中和热的测定实验
用品仪器:
大烧杯(500ml)、小烧杯(100ml)、、量筒(50ml2只)、、硬纸板或泡沫塑料板(有2孔)、泡沫塑料或碎纸条
盐酸(0.50mol/L)氢氧化钠溶液(0.55mol/L)
实验步骤:
计算公式:
误差分析
五、盖斯定律
1.内容:
化学反应的反应热只与反应(各反应物)和(各生成物)有关,而与具体反应进行的途径无关,如果一个反应可以分几步进行,则。
2.使用方法
3.反应热的计算
第二章化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1.化学反应速率(v)
⑴定义:
衡量反应快慢,单位时间内反应物或生成物的量的变化
⑵表示方法:
单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶计算公式:
(υ:
平均速率,Δc:
浓度变化)单位:
⑷影响因素:
①决定因素(内因):
(决定因素)
②条件因素(外因):
反应所处的条件2.反应物浓度、气体压强、温度、催化剂对反应速率的影响
条件变化
单位体积内
分子总数
活化分子百分数
单位体积内
活化分子总数
V变化
光、电磁波、超声波、固体反应物颗粒大小、溶剂等
※注意:
(1)固体和液体,由于压强对浓度几乎无影响,反应速率不变。
(2)、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时:
充入惰性气体→总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时:
充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
(一)1.定义:
2、化学平衡的特征
逆(研究前提是反应)
等(的正逆反应速率相等)
动(动态平衡)
定(各物质的浓度与质量分数)
变(条件改变,平衡发生变化)
例举反应
mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)
混合物体系中
各成分的含量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定
平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定
()
③各气体的体积或体积分数一定
平衡
④总体积、总压强、总物质的量一定
()
正、逆反应
速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,即V(正)=V(逆)
平衡
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,则V(正)=V(逆)
()
③V(A):
V(B):
V(C):
V(D)=m:
n:
p:
q,V(正)不一定等于V(逆)
不一定平衡
④在单位时间内生成nmolB,同时消耗了qmolD,因均指V(逆)
不一定平衡
压强
①m+n≠p+q时,总压强一定(其他条件一定)
()
②m+n=p+q时,总压强一定(其他条件一定)
()
混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时
()
②Mr一定时,但m+n=p+q时
()
温度
任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变)
平衡
体系的密度
密度一定
()
其他
如体系颜色不再变化等
平衡
3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
(二)影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
(1)其他条件不变,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,平衡向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,平衡向移动。
(2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡移动
(3)溶液中的反应,如稀释溶液,反应物浓度减小,生成物浓度也减小,V正减小,V逆也减小,但是减小的程度不同,平衡向方程式中计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
其他条件不变,温度升高平衡向_____移动,温度降低平衡向方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
其他条件不变,增大压强,平衡向移动;减小压强,平衡向移动。
注意:
(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂:
由于催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是的,所以平衡。
但是使用正催化剂可以达到平衡所需的时间_。
5.勒夏特列原理(平衡移动原理):
如果改变影响平衡的条件之一(如温度,压强,浓度),平衡向着能的方向移动。
三、化学平衡常数(符号)
(一)定义:
一定温度下,达到化学平衡时,_比值。
(二)使用化学平衡常数K应注意的问题:
1、表达式中各物质的浓度是。
2、K只与有关,与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中固体或纯液体,由于其浓度是固定不变的。
4、稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中。
(三)化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应的标志。
K值越大,说明平衡时的浓度越大,它的进行的程度越大,即该反应进行得越完全,反应物转化率越___。
反之,则相反。
一般地,K>105时,该反应就进行得基本完全了。
2、利用K值做标准,可判断正在进行的可逆反应是否平衡及建立平衡的方向。
(Q:
浓度积)
QK:
反应向正反应方向进行;
QK:
反应处于平衡状态;
QK:
反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高,K值增大,则正反应为反应
若温度升高,K值减小,则正反应为反应
*四、等效平衡
1、概念:
一定条件下(定温、定容或定温、定压),同一可逆反应经不同途径达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
(1)等温,等容条件下的等效平衡
第一类:
对于反应前后气体分子数改变的可逆反应:
第二类:
对于反应前后气体分子数不变的可逆反应:
(2)等温,等压的等效平衡:
五、化学平衡图像问题
看懂图像(面、线、点、势)--联想规律---分析判断
六、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向:
(1)熵:
一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为S.单位:
J•••mol-1•K-1
(2)体系趋向于有序变为无序,导致体系的熵增加,这叫做原理,也是反应方向判断的依据。
.
(3)同一物质,气态、液态、固态时熵值关系为S(g)S(l)S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下,化学反应的判断依据为:
ΔG=ΔH-TΔS0反应能自发进行
ΔH-TΔS0反应达到平衡状态
ΔH-TΔS0反应不能自发进行
注意:
(1)ΔH为负,ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行
(2)ΔH为正,ΔS为负时,任何温度反应都不能自发进行
第三章水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义:
电解质:
在中或状态下能导电的。
非电解质:
强电解质:
。
弱电解质:
。
下列物质中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4、HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2属非电解质的有:
属强电解质的有:
。
属弱电解质的有:
2、电解质与非电解质本质区别:
电解质的强弱与导电性、溶解性关。
3、电离平衡:
在一定的条件下,当时,电离过程就达到了平衡状态。
4、影响电离平衡的因素:
A、温度:
电离一般热,升温电离平衡向移动。
B、浓度:
浓度越大,电离程度;溶液稀释时,电离平衡向移动。
C、同离子效应:
加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会电离。
D、其他外加试剂:
加入能与弱电解质电离的某种离子反应的物质,电离。
5、电离方程式的书写:
用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主)
6、电离常数:
在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数,(一般用Ka表示酸,Kb表示碱。
)
表示方法:
ABA++B-Ki=
7、影响因素:
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。
C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。
如:
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡:
:
水的离子积:
KW=;25℃时,;KW==
注意:
KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定
KW不仅适用于纯水,适用于任何稀溶液(酸、碱、盐)
2、水电离特点:
(1)可逆
(2)吸热(3)极弱
3、影响水电离平衡的外界因素:
①酸、碱:
水的电离
②温度:
水的电离(因为水的电离是热的)
③能水解的盐:
水的电离
4、溶液的酸碱性和pH:
(1)pH=]
(2)pH的测定方法:
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围:
甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(浅红色)
pH试纸—操作。
注意:
①事先不能用水湿润PH试纸;
②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三、混合液的pH值计算方法
1、强酸与强酸的混合:
(先求[H+]混:
将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、强碱与强碱的混合:
(先求[OH-]混:
将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积,再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:
不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合:
(先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余,则
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